Relatório 9 QGE EQ MEDIDAS DE pH e HIDRÓLISE DE SAIS

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UNIVERSIDADE DE RIBEIRÃO PRETO
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
MEDIDAS DE pH e HIDRÓLISE DE SAIS
Prof.ª Dr.ª Maristela Silva Martinez 
Alunos: Gabriel Rodrigues de Godoy – 828459
Pedro Henrique Almeida Castilho – 828172
William Barros Negreiro – 828481
Ycaro dos Santos Della Libera – 828722
Ribeirão Preto
Novembro, 2017�
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO........................................................................................4
OBJETIVOS............................................................................................6
3. MATERIAIS ............................................................................................6
4. METODOLOGIA......................................................................................7
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO...............................................................7
6. CONCLUSÃO..........................................................................................9
REFERÊNCIAS............................................................................................9
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INTRODUÇÃO
O pH de uma solução é definido como pH=-log[H3O] e a escala de pH é utilizada para expressar a acidez ou basicidade de soluções aquosas diluídas.
 O pH de uma solução pode ser determinado, experimentalmente, utilizando-se um pHmetro ou pelo uso de indicadores. Os valores variam de 0 a 14, sendo que valores entre 0 e 7 são considerados ácidos(quanto mais próximo do 0 mais ácida é a solução), o 7 é dito neutro e valores de 7 a 14, básicos ou alcalinos. Quando a concentração está ácida (0–7) há uma maior concentração de íons H3O na solução e menor concentração de íons OH. Quando está básica, diz-se ao contrario, há uma maior concentração de íons OH. 
 A concentração de íons H3O em solução (e portanto, o pH) pode ser afetada por diversos fatores, entre os quais se incluem: concentração e forca dos eletrólitos; força iônica e temperatura. Além disso, o pH da solução pode ser afetado pela presença de CO2 dissolvidos na água utilizada no preparo de soluções. 
Do ponto de vista analítico, o pH é um dos parâmetros mais importantes da determinação da maioria das espécies químicas de interesse tanto na analise de águas potáveis como na analise de águas residuais. Seu controle também é aplicado nas práticas agrícolas, para medir a acidez do solo e possui ainda muitas outras aplicações importantes. 
Hidrólise significa quebra de uma molécula pela água. A hidrólise salina pode ser definida como a reação entre moléculas de água e um sal, resultando em um ácido ou uma base fraca. Os íons provenientes de um sal, dissociados em solução aquosa, reagem com a água tornando a solução ácida, básica ou neutra.
Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte: Os ânions irão reagir com os ions H+ presente na água, e em consequência de ssa reação, a concentração de H+ diminui e de OH- aumenta, tornando a solução básica.
Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca: Cátions provenientes da base fraca reagem com os íons OH- liberados com a quebra da molécula de água, como consequeência, a concentração de OH- diminui e a concentração de H+aumenta fazendo com que a solução fique ácida.
Hidrólise de um sal de ácido fraca e base fraca: O cátion e o ânion reagem com os íons presentes na água. O meio pode ficar ácido, básico ou neutro, dependendo da força do ácido e base formados.
O cloreto de sódio (NaCl) consiste em um dois mais importantes e conhecidos sais da química inorgânica, e apresenta em sua estrutura um cátion, derivado do elemento químico sódio,e um ânion, derivado do elemento químico cloro, monovalentes,que confere à molécula uma relativa hidrossolubilidade e solubilidade na maior parte dos solventes polares.Comumente é designado por sal de cozinha ou simplesmente por sal, e se apresenta em condições normais como um sólido cristalino branco.
Cloreto de Amônio é um composto químico inorgânico de fórmula NH4Cℓ. É um sal cristalino e branco, altamente solúvel em água. Soluções de cloreto de amônio são levemente ácidas.O nome "sal amoníaco" designa a forma natural desse composto, que pode ser encontrada em depósitos minerais. Esse mineral comumente se forma em locais onde a queima de carvão mineral ocasionou a condensação de alguns dos gases eliminados durante a combustão.O mineral também é encontrado nas proximidades de certos eventos vulcânicos. O seu principal uso industrial é como fertilizante, e flavorizante em alguns tipos de alcaçuz e vodca. É o produto da reação de amônia com ácido clorídrico.
Acetato de sódio, também chamado etanoato de sódio, é um composto cristalino incolor, de fórmula (CH3COONa ), possuindo massa molar de 82,03378928.Apresenta-se normalmente na forma de sal anidro ou trihidratado. Ambas as formas são solúveis em água e em etoxietano e ligeiramente solúveis em etanol. É usado na indústria têxtil para neutralizar correntes de rejeitos contendo ácido sulfúrico, e como um fotorresistente quando se usa corantes à anilina. Também é um agente de decapagem em curtimento ao cromo, e auxilia a retardar vulcanização de cloropreno em produção de borracha sintética.
O Carbonato de sódio (Na2CO3) é um sal branco e translúcido. Ele endurece e se agrega quando exposto ao ar devido à formação de hidratos, pode ser produzido por cristalização adequada de seus depósitos naturais (trona; natro; ranksita; pirsonita e gailussita).O carbonato de sódio é usado em fotografia, em limpezas, no controle do pH da água, no tratamento têxtil, como aditivo alimentar,na fabricação de vidros, sabão, tintas, papel, corantes e no tratamento da água de piscinas.
O ácido clorídrico (HCℓ) é uma solução aquosa, ácida e queimante, devendo ser manuseado apenas com as devidas precauções. Ele é normalmente utilizado como reagente químico, e é um dos ácidos que se ioniza completamente em solução aquosa.Em sua forma pura, HCℓ é um gás, conhecido como cloreto de hidrogênio.
O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é um hidróxido cáustico usado na indústria, principalmente como base química,na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel. Trata-se de uma base forte. Apresenta ocasionalmente uso doméstico para a desobstrução de encanamentos e sumidouros, pois dissolve gorduras. É altamente corrosivo e pode produzir queimaduras, cicatrizes e cegueira devido à sua elevada reatividade.Reage de forma exotérmica com a água e é produzido por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (salmoura), sendo produzido juntamente com o cloro.
OBJETIVO
Aprendizado de manuseio do peagâmetro e determinação do pH das soluções 
MATERIAIS E REAGENTES
Peagâmetro;
Béquer;
Pisseta;
Papel fino;
Solução-tampão de pH 7;
Solução-tampão de pH 4;
Água (H2O);
Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH);
Solução de Ácido Clorídrico (HCl);
Solução de Cloreto de Sódio (NaCl);
Solução de Acetato de Sódio (CH3COONa); 
Solução de Carbonato de Sódio (Na2CO3 );
Solução de Cloreto de Amónio (NH4Cl);
METODOLOGIA
Ligou-se o peagâmetro e calibrou-o. 
Lavaram-se os eletrodos, utilizando a pisseta com água destilada e passando levemente o papel toalha para retirar o excesso
Mergulhou o eletrodo na solução-tampão de pH 7. O procedimento foi repetido para a solução tampão de pH 4. 
Mediu-se o pH das substancias de interesse e das soluções a disposição. Anotou-se o pH da solução.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
O primeiro passo para a medição dos pHs, foi a calibração com a solução tampão de pH 4 e 7. Uma solução-tampão é uma mistura usada para evitar que o pH ou sofra variações quando for adicionado ácidos fortes ou bases fortes.
Realizou-se as medidas dos seguintes compostos:
Água (H2O) 
Cloreto de Sódio (NaCl)
Cloreto de Amônio (NH4Cl)
Acetato de Sódio (CH3COONa)
Carbonato de Sódio (Na2CO3)
Ácido clorídrico (HCl) 0,1 M
Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1 M
Montou-seuma tabela com os resultados de medida de cada grupo como apresentado abaixo:	
Tabela 1: Resultados das medidas de pH dos grupos da sala
	Substância
	Grupo 1
	Grupo 2
	Grupo 3
	Água (H2O) 
	6,55
	6,52
	6,36
	Cloreto de Sódio (NaCl)
	6,05
	6,59
	6,61
	Cloreto de Amônio (NH4Cl)
	5,64
	6,05
	5,70
	Acetato de Sódio (CH3COONa)
	8,24
	8,41
	9,39
	Carbonato de Sódio (Na2CO3)
	11,18
	11,19
	11,19
	Ácido clorídrico (HCl)
	1,24
	1,29
	1,07
	Hidróxido de Sódio (NaOH) 
	12,62
	12,74
	12,88
 Fonte:Autoria própria
Analisamos os pHs das soluções salinas, como apresentado abaixo: 
Cloreto de Sódio (NaCl):
NaCl + H2O ↔ HCl + NaOH
Não há hidrólise porque, sendo o ácido e a base fortes, esse equilíbrio não permite sua formação e os íons permanecem em solução. Observa-se que os resultados de pH obtidos são próximos de neutro.
Cloreto de Amônio (NH4Cl):
NH4Cl + H2O ↔ + HCl + NH4OH
Os íons Cl- não participam da reação de hidrólise; já os íons NH4+ sim, capturando OH- da água e liberando H+. Observa-se que os resultados são de pH ácidos. 
Acetato de Sódio (CH3COONa)
NaCH3COO + H2O - ↔ H3C  — COOH + NaOH 
O íon acetato é uma base forte (o ácido acético, ácido conjugado, é fraco), sendo capaz de receber próton da água. A água pura tem pH = 7. Se adicionarmos acetato de sódio na água, o meio ficará alcalino (ph maior que sete), em razão da formação de íons OH– pela hidrólise dos íons acetato.
Carbonato de Sódio (Na2CO3)
2Na + CO3 2- + 2HOH ↔ 2Na + 2OH + H2CO3
Em solução aquosa, libera íons de sódio e íons de carbonato, que hidrolisam, produzindo íons OH-, devido a isso o pH é bem alcalino.
De acordo com o evidenciado acima, pode-se afirmar que:
Se o ácido e a base forem fortes o sal gera uma solução neutra;
Se o ácido é forte e a base fraca o sal gera uma solução ácida;
Se o ácido é fraco e a base é forte o sal gera uma solução alcalina;
Dentre os erros encontrados em uma medição de pH de uma solução destacam-se: Calibração incorreta do peagâmetro, estado do peagâmetro, limpeza da membrana após uma medição, estado da solução presente no eletrodo, entre outros.
CONCLUSÃO
Conclui-se que é possível a determinação do pH das soluções e existem diversos meios na qual podemos utilizar, como: papel indicador, solução indicadora e o peagâmetro como realizado experimentalmente. Descobriu-se como saber o pH das soluções salinas de acordo com o ácido e base que o compõem. Ficou evidenciado também que em uma medição de pH, podemos encontrar diversos erros. 
REFERÊNCIAS
 PAULA, Camila Salgado de. HIDRÓLISE DE SAIS. Disponível em: <http://educacao.globo.com/quimica/assunto/equilibrio-quimico/hidrolise-e-produto-de-solubilidade.html>. Acesso em: 26 nov. 2017.
LEITE, FLÁVIO, Validação em Análise Química, 4ª edição, São Paulo. Editora Átomo, 2002.
USBERCO, João e SALVADOR, Edgard. Química, volume único. São Paulo: Saraiva, 2002.